17.8
Cálculo de Alterações de Energia Livre Padrão
A alteração de energia livre para uma reação que ocorre nas condições padrão de pressão de 1 bar e a 298 K é designada por alteração de energia livre…
A alteração da energia padrão livre para uma reação química que ocorre no âmbito da condição padrão pode ser calculada em uma de três maneiras. O primeiro método utiliza a equação para o delta G padrão da reação. Consideremos a formação de carbonato de cálcio a partir do óxido de cálcio e dióxido de carbono.
A alteração da entalpia padrão da reação pode ser calculada a partir do calor da formação dos compostos na reação, e a alteração da entropia padrão pode ser calculada a partir das suas entropias molares padrão Utilizando os valores das tabelas de referência, a alteração da entalpia padrão e a alteração da entropia padrão para a reação podem ser determinadas. Substituindo os valores na equação para a alteração da energia livre padrão, o delta G padrão da reação a 298 kelvin é igual a 130, 7 10³joules. No segundo método, a alteração da energia livre padrão de uma reação é calculada a partir da diferença entre a soma das energias livres de formação dos produtos multiplicada pelos seus coeficientes estequiométricos e a soma das energias livres de formação dos reagentes multiplicada pelos seus coeficientes estequiométricos.
Veja-se, por exemplo, a reação entre os gases de hidrogénio e de cloro para formar duas moles de gás de cloreto de hidrogénio. Como a entalpia da formação, a energia livre padrão de formação de um elemento puro é zero. Assim, as energias livres de formação dos gases de hidrogénio e de cloro são zero, enquanto que a do gás de cloreto de hidrogénio é de 95, 3 kilojoules.
Assim, a energia livre desta reação é igual a 2 vezes a energia livre da formação do gás de cloreto de hidrogénio, ou 190, 6 kilojoules. Recorde-se que na lei de Hess para uma reação gradual, a alteração da entalpia líquida pode ser calculada a partir da soma das entalpias de cada etapa. O terceiro método calcula a alteração líquida da energia livre para uma reação de forma semelhante.
Consideremos a combustão de sulfureto de zinco para produzir zinco metálico e gás de dióxido de enxofre, que pode ser realizada em dois passos com energias livre padrão conhecidas. Acrescentar as alterações da energia livre das reações dá um delta G global de 98, 8 kilojoules. Note-se que a etapa 1 é não espontânea.
Ligando-o com a reação espontânea na etapa 2, a reação líquida tem um delta G negativo e é, portanto, espontânea.
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Q1: What are the three methods for calculating standard free energy change?
The three methods are: (1) using standard enthalpy and entropy values with the ΔG° equation, (2) calculating from standard free energies of formation of products and reactants, and (3) applying Hess's law principles by summing free energy changes of stepwise reactions. Each method yields the same result since free energy is a state function.
Q2: How do you calculate standard free energy change from enthalpy and entropy?
Determine the standard enthalpy change (ΔH°) from heats of formation and standard entropy change (ΔS°) from standard molar entropies using reference tables. Substitute these values into ΔG° = ΔH° − TΔS° at 298 K. For example, calcium carbonate formation yields ΔG° = −130.7 × 10³ J using this approach.
Q3: Why is the standard free energy of formation zero for pure elements?
By definition, the standard free energy of formation equals zero for elemental substances under standard state conditions because there is no net formation process—the element already exists in its standard state. This convention simplifies calculations, as only compounds contribute to the overall free energy change.
Q4: How do you use free energies of formation to find the standard free energy change of a reaction?
Calculate the sum of free energies of formation of products multiplied by their stoichiometric coefficients, then subtract the sum of free energies of formation of reactants multiplied by their coefficients. For hydrogen and chlorine forming hydrogen chloride, ΔG° = 2(−95.3 kJ) − 0 = −190.6 kJ.
Q5: What does a negative standard free energy change indicate about a reaction?
A negative ΔG° indicates the reaction is spontaneous under standard conditions and will proceed forward. Conversely, a positive ΔG° means the reaction is nonspontaneous. Coupling a nonspontaneous reaction with a spontaneous one can yield an overall negative ΔG°, making the combined process thermodynamically favorable.
Q6: How can Hess's law be applied to calculate free energy changes for stepwise reactions?
For a reaction carried out in multiple steps, sum the standard free energy changes of each individual step to obtain the overall ΔG°. This works because free energy is a state function. For zinc sulfide combustion in two steps with known ΔG° values, the net reaction yields ΔG° = −98.8 kJ.
Q7: What are standard state conditions for calculating free energy changes?
Standard state conditions are defined as 1 bar pressure and 298 K (25°C) temperature. The free energy change calculated under these conditions is called the standard free energy change (ΔG°). These standardized conditions allow chemists to use widely available thermodynamic data tables for consistent calculations.